'''Londonkrachten''', vernoemd naar de [[Duitsland|Duitse]] [[natuurkundige]] [[Fritz London]], zijn [[intermoleculaire krachten]] (krachten tussen moleculen) die ontstaan uit de aantrekkende krachten tussen tijdelijke [[dipool|dipolen]] in anders apolaire [[molecuul|moleculen]]. Londonkrachten worden ook '''Londonlondon-dispersiekrachten''' en soms '''[[vanderwaalskrachten]]''' genoemd, hoewel ze feitelijk hier een deel van uit maken. Over het algemeen hebben Londonkrachtenlondonkrachten een belangrijker aandeel in de totale interactie tussen twee apolaire moleculen dan zuivere [[dipool-dipoolinteractie]]s of [[geïnduceerde dipool-dipoolinteractie]]s. Toch is de Londonkrachtlondonkracht de zwakste van alle vanderwaalsinteracties.
== Beschrijving ==
De reden dat Londonkrachtenlondonkrachten ook in apolaire moleculen aanwezig zijn is dat elektronen beschreven kunnen worden aan de hand van een [[Kansverdeling|probabiliteitsverdeling]]. London kon in [[1930]] op basis van [[Kwantummechanica|kwantummechanische]] berekeningen aantonen dat er - naast de relatief zwakke dipool-dipoolinteracties en geïnduceerde dipool-dipoolinteracties - een additionele kracht aanwezig moest zijn, die schaalde met een factor {{Math|''r''<sup>−6</sup>|x}} (met {{Math|r}} de afstand tussen twee moleculen). Hij stelde dat de [[atoomkern]]en en de [[orbitaal|elektronenwolk]] van een molecule op elk tijdstip een ogenblikkelijke dipool vormen. Voor een zuivere apolaire molecule, zoals methaan, is het tijdsgemiddelde van deze ogenblikkelijke dipool nul. Wanneer nu twee moleculen dicht genoeg in elkaars buurt komen, zullen de tijdelijke dipolen met elkaar interageren. Deze correlatie tussen de elektronenwolken van beide moleculen vertaalt zich in een aantrekkingskracht tussen de moleculen, de Londonkrachtlondonkracht.
== Sterkte ==
De Londonkrachtenlondonkrachten zijn zwakker dan andere intermoleculaire krachten zoals ion-ioninteracties of [[waterstofbrug]]gen. Het zijn de enige intermoleculaire krachten die aanwezig zijn in apolaire moleculen, zoals [[helium]], [[distikstof]] en [[methaan]]. Dit betekent dat zonder de Londonkrachtenlondonkrachten geen vloeibaar helium, stikstof en methaan mogelijk zouden zijn.
De interactie-energie tussen twee gelijke moleculen werd door Fritz London afgeleid als:
Verder nemen de Londonkrachtenlondonkrachten in sterkte toe naarmate het atoom of de molecule groter is. Dit komt doordat grotere moleculen makkelijker polariseerbaar zijn vanwege hun omvangrijkere elektronenwolk. Dit is bijvoorbeeld te zien aan de reeks [[Halogeen|diatomische halogenen]], van klein naar groot: [[difluor]] (F<sub>2</sub>), [[dichloor]] (Cl<sub>2</sub>), [[dibroom]] (Br<sub>2</sub>) en [[di-jood]] (I<sub>2</sub>). Difluor en dichloor zijn bij kamertemperatuur gassen, terwijl dibroom een vloeistof is en di-jood een vaste stof. De trend van stijgende Londonkrachtenlondonkrachten met stijgende polariseerbaarheid verklaart ook het stijgend kookpunt van de alkanen met stijgende lengte van de koolstofketen: daar waar [[methaan]] en [[ethaan]] gassen zijn, is [[n-pentaan|''n''-pentaan]] een vloeistof en zijn [[octadecaan]] en [[eicosaan]] vaste wasachtige stoffen. Onderstaande grafiek geeft de trend weer:
[[Bestand:Kookpunt lineaire alkanen grafiek.png|center|700px|Grafiek met kookpunt in functie van het aantal koolstofatomen in de keten]]
